مخططات لويس بالنقاط للذرات والأيونات والجزيئات التساهمية

يصبح مخطط لويس بالنقاط مفيدًا في اللحظة التي لا تعود فيها الصيغة الكيميائية وحدها كافية لإخبارك بما تحتاج إلى معرفته. تخبرك \(\ce{H2O}\) بأن الماء يحتوي على ذرتي هيدروجين وذرة أكسجين واحدة، لكنها لا توضح أي الإلكترونات تكوّن الروابط، وأيها يبقى في صورة أزواج حرة، أو لماذا يكوّن الأكسجين عادة رابطتين بينما يكوّن الهيدروجين رابطة واحدة.

جرّب أن تتنبأ قبل أن نبني الطريقة. للأكسجين ستة إلكترونات تكافؤ. هل يعني ذلك أن ذرة الأكسجين في الماء تساهم بإلكترونات التكافؤ الستة كلها في الروابط؟

لا. يُستخدم إلكترونان فقط من إلكترونات تكافؤ الأكسجين لتكوين رابطتي O-H. أما الإلكترونات الأربعة الأخرى فتبقى في صورة زوجين حرين. تجعل مخططات لويس بالنقاط هذا الترتيب الإلكتروني مرئيًا.

01ما الذي يُظهره مخطط لويس بالنقاط فعليًا

بالنسبة إلى الترابط، تكون أهم الإلكترونات عادة هي إلكترونات التكافؤ، أي الإلكترونات الموجودة في الغلاف الخارجي للذرة.

يمكنك التفكير فيها بوصفها الإلكترونات المتاحة للتفاوض الكيميائي. أما إلكترونات الأغلفة الداخلية فهي موجودة بالفعل بالقرب من النواة، وعادة لا تشارك في الترابط التساهمي المعتاد.

يُظهر مخطط لويس:

• رمز العنصر لكل ذرة
• إلكترونات التكافؤ في صورة نقاط
• أزواج الإلكترونات المشتركة في صورة روابط تساهمية
• الأزواج غير المشتركة في صورة أزواج حرة
• أقواسًا وشحنة عندما يكون النوع الكيميائي بأكمله أيونًا

بالنسبة إلى عناصر المجموعات الرئيسية الشائعة، تخبرك المجموعة في الجدول الدوري بعدد إلكترونات التكافؤ.

الهيليوم هو الاستثناء في المجموعة 18. فلديه إلكترونان فقط لأن غلافه الأول يمتلئ بإلكترونين.

02مخططات لويس بالنقاط للذرات المنفردة

ابدأ بالكلور.

تحتوي ذرة الكلور على سبعة إلكترونات تكافؤ. قبل رسمها، توقّع كيف ينبغي أن تبدو النقاط. هل ستضع النقاط السبع كلها على جانب واحد من الرمز؟

سيظل ذلك يُظهر سبعة إلكترونات، لكنه لن يوضح ترتيبها بوضوح. وفق اصطلاح لويس المعتاد، يوضع إلكترون واحد أولًا على كل جانب من الجوانب الأربعة، ثم يبدأ تكوين الأزواج.

لذلك يمكن تمثيل الكلور كما يلي:

   ••
•• Cl ••
   •

يوجد سبع نقاط إجمالًا:

• ثلاثة أزواج
• إلكترون واحد غير مزدوج

يمثل ذلك الإلكترون غير المزدوج دليلًا مفيدًا. فالكلور يكوّن عادة رابطة تساهمية واحدة، مما يسمح له بمشاركة إلكترون إضافي والوصول إلى ترتيب مستقر في غلافه الخارجي.

N

   ••
•  N  •
   •

03مخططات لويس للأيونات أحادية الذرة

لنفترض الآن أن ذرة تكتسب إلكترونات أو تفقدها.

الخطأ الأكثر شيوعًا هنا هو رسم الذرة المتعادلة أولًا ثم كتابة الشحنة بجوارها فقط. الشحنة ليست مجرد إضافة شكلية. فهي تخبرك بأن عدد الإلكترونات قد تغيّر بالفعل.

فكّر في أيون الأكسيد، \(\mathrm{O}^{2-}\).

تحتوي ذرة الأكسجين المتعادلة على ستة إلكترونات تكافؤ. وتعني الشحنة \(2-\) أنها اكتسبت إلكترونين:

\[ 6 + 2 = 8 \text{ إلكترونات تكافؤ} \]

لذلك يحتوي مخطط لويس الخاص بها على ثماني نقاط:

    ••
[•• O ••]²⁻
    ••

لاحظ خاصيتين مهمتين:

1. يوجد ثمانية إلكترونات حول O.
2. رمز لويس بأكمله موضوع بين قوسين مربعين، مع كتابة \(2-\) خارجهما.

بالنسبة إلى الأيون الموجب، افعل العكس: اطرح الإلكترونات.

فعلى سبيل المثال، يمتلك الصوديوم إلكترون تكافؤ واحدًا عندما يكون ذرة متعادلة. أما أيون الصوديوم \(\mathrm{Na}^{+}\) فقد فقد ذلك الإلكترون، ولذلك لا يحتوي رمز لويس الخاص به على أي نقاط:

[Na]⁺

إحدى القواعد المفيدة هي:

\[ \text{الإلكترونات في الأنيون} = \text{إلكترونات التكافؤ في الذرة المتعادلة} + \text{مقدار الشحنة السالبة} \]

\[ \text{الإلكترونات في الكاتيون} = \text{إلكترونات التكافؤ في الذرة المتعادلة} - \text{مقدار الشحنة الموجبة} \]

قد تكون كلمتا «زائد» و«ناقص» مربكتين هنا. فالأيون السالب يحتوي على إلكترونات أكثر، بينما يحتوي الأيون الموجب على إلكترونات أقل.

04من الذرات إلى الجزيئات التساهمية

تتكون الرابطة التساهمية عندما تتشارك ذرتان زوجًا من الإلكترونات.

وهنا يتغير معنى النقاط قليلًا للمرة الأولى. ففي الذرة المنفردة، تنتمي النقطة إلى تلك الذرة. أما في الرابطة التساهمية، فيكون زوج الإلكترونات مشتركًا بين نواتين.

عادة نستبدل زوج النقاط المشترك بخط:

H:H

يصبح

H-H

يمثل الخط الواحد إلكترونين، وليس إلكترونًا واحدًا.

ومن المفيد ترسيخ هذه الفكرة الآن، لأن عدّ كل رابطة على أنها إلكترون واحد بالخطأ يسبب الكثير من الأخطاء في مخططات لويس.

فكرة قاعدة الثمانية

تميل كثير من ذرات عناصر المجموعات الرئيسية إلى أن يكون لديها ثمانية إلكترونات في غلاف التكافؤ عندما ترتبط. ويُسمى ذلك قاعدة الثمانية.

الهيدروجين مختلف. فغلافه الأول لا يمكن أن يحتوي إلا على إلكترونين، ولذلك يهدف الهيدروجين إلى ثنائية إلكترونية، وليس ثمانية إلكترونات.

قاعدة الثمانية نموذج مفيد، وليست قانونًا تلتزم به جميع الأنواع الكيميائية. فهناك استثناءات مهمة، منها الجزيئات التي تحتوي على عناصر مثل البورون، والأنواع ذات أغلفة التكافؤ الموسعة. ومع ذلك، بالنسبة إلى تراكيب لويس الشائعة في HSC التي نتناولها هنا، تمثل قاعدة الثمانية نقطة بداية ممتازة.

05طريقة موثوقة لرسم جزيء

بالنسبة إلى الجزيئات التساهمية البسيطة والأيونات متعددة الذرات، استخدم هذا التسلسل.

1. احسب جميع إلكترونات التكافؤ

اجمع إلكترونات التكافؤ التي تساهم بها كل ذرة.

ثم عدّل العدد بحسب الشحنة:

• أضف إلكترونًا واحدًا لكل وحدة شحنة سالبة
• اطرح إلكترونًا واحدًا لكل وحدة شحنة موجبة

2. اختر الذرة المركزية

تكون الذرة المركزية عادة هي الذرة القادرة على تكوين عدة روابط.

الهيدروجين لا يكون أبدًا الذرة المركزية في تركيب لويس اعتيادي لأنه يكوّن رابطة واحدة فقط.

كما تكون الهالوجينات مثل الفلور والكلور عادة ذرات طرفية أيضًا.

3. صِل الذرات بروابط أحادية

تحتوي كل رابطة أحادية على إلكترونين.

اطرح إلكترونات الروابط هذه من المجموع الكلي.

4. أكمل الذرات الطرفية أولًا

امنح الذرات الطرفية ما يكفي من الإلكترونات للوصول إلى ثمانية إلكترونات، باستثناء الهيدروجين الذي يحتاج إلى إلكترونين فقط.

5. ضع الإلكترونات المتبقية على الذرة المركزية

أي إلكترونات لا تزال غير مستخدمة تصبح أزواجًا حرة على الذرة المركزية.

6. افحص الذرة المركزية

إذا كانت الذرة المركزية لا تزال لا تمتلك ثمانية إلكترونات، فقد يلزم تحويل زوج حر من ذرة مجاورة إلى زوج ترابطي ثانٍ أو ثالث.

يؤدي ذلك إلى تكوين رابطة مزدوجة أو ثلاثية.

7. أعد عدّ كل شيء

يجب أن يحتوي التركيب النهائي بالضبط على عدد إلكترونات التكافؤ الذي حسبته في البداية.

يكشف هذا الفحص الأخير عددًا مفاجئًا من الأخطاء.

06الأزواج الحرة ليست إلكترونات زائدة

الزوج الحر هو زوج من إلكترونات التكافؤ موجود على ذرة واحدة ولا يُستخدم في رابطة.

تخيّل مشروعًا جماعيًا يتفق فيه طالبان على مشاركة كتاب دراسي. هذا الكتاب المشترك يشبه الزوج الترابطي. أما احتفاظ أحد الطلاب بكتابين آخرين لنفسه تمامًا فيشبه أكثر الزوج الحر.

هذا التشبيه محدود لأن الإلكترونات ليست أشياء مملوكة وساكنة فوق ذرة واحدة. فكثافة الإلكترونات تُوصف بميكانيكا الكم، وإلكترونات الترابط تشغل المدارات الجزيئية. لكن بالنسبة إلى مخططات لويس، فإن مفهومي «الزوج المشترك» و«الزوج الحر» مفيدان لتتبّع الإلكترونات.

الأزواج الحرة مهمة لأنها تؤثر في أكثر من مجرد الرسم. لاحقًا، ستساعدك على التنبؤ بـ:

• الشكل الجزيئي
• زوايا الروابط
• قطبية الجزيء
• القوى بين الجزيئات

لذلك لا تتعامل معها على أنها نقاط متبقية يمكن تجاهلها.

H O H

H-O-H

  ••
H-O-H
  ••

07عندما لا تكون الروابط الأحادية كافية

فكّر الآن في \(\ce{CO2}\).

إذا وصلنا كل شيء بروابط أحادية، فقد نبدأ بـ:

O-C-O

يبدو ذلك معقولًا. لكن تراكيب لويس تحكمها حسابات الإلكترونات، وليس مدى ترتيب الرسم.

O-C-O

••       ••
••O-C-O••
••       ••

••     ••
O=C=O
••     ••

08الروابط الأحادية والمزدوجة والثلاثية

تمثل مخططات لويس أعدادًا مختلفة من أزواج الإلكترونات المشتركة باستخدام أعداد مختلفة من الخطوط.

يمكن تمثيل الرابطة الثلاثية في النيتروجين كما يلي:

:N≡N:

لكل ذرة نيتروجين:

• ستة إلكترونات مشاركة في الرابطة الثلاثية
• زوج حر واحد يحتوي على إلكترونين

وبذلك تمتلك كل ذرة نيتروجين ثمانية إلكترونات.

لا تقرأ خطوط الروابط الثلاثة على أنها «ثلاثة إلكترونات». فثلاثة خطوط تعني ثلاثة أزواج، وبالتالي تمثل الرابطة ستة إلكترونات.

09تراكيب لويس للأيونات متعددة الذرات

يحتوي الأيون متعدد الذرات على عدة ذرات مرتبطة تساهميًا، لكنه يحمل شحنة كهربائية كلية.

الطريقة هي تقريبًا نفسها المستخدمة للجزيء المتعادل. ويظهر الاختلاف الرئيسي في البداية مباشرة: فالشحنة تغيّر العدد الكلي للإلكترونات المتاحة.

فكّر في أيون الأمونيوم، \(\ce{NH4+}\).

يساهم النيتروجين بخمسة إلكترونات تكافؤ. وتساهم ذرات الهيدروجين الأربع بأربعة إلكترونات أخرى:

\[ 5 + 4 = 9 \]

لكن النوع الكيميائي يحمل شحنة \(+1\)، أي إن إلكترونًا واحدًا قد أزيل:

\[ 9 - 1 = 8 \text{ إلكترونات تكافؤ} \]

تكوّن هذه الإلكترونات الثمانية أربع روابط N-H:

    H
    |
[H-N-H]⁺
    |
    H

لا توجد أزواج حرة على النيتروجين في \(\ce{NH4+}\).

قارن ذلك بالأمونيا المتعادلة، \(\ce{NH3}\):

   ••
H-N-H
   |
   H

تحتوي الأمونيا على ثلاث روابط N-H وزوج حر واحد على النيتروجين.

يمكن أن تؤدي إضافة \(\mathrm{H}^{+}\) إلى الأمونيا إلى تكوين \(\ce{NH4+}\). ويصبح زوج النيتروجين الحر مشاركًا في رابطة N-H الجديدة.

هذه المقارنة مفيدة لأنها توضح أن الشحنة يمكن أن تغيّر نمط الترابط، وليس فقط الرمز المكتوب خارج المخطط.

10أكثر أخطاء مخططات لويس إغراءً

الخطأ 1: عدّ الروابط على أنها إلكترون واحد لكل رابطة

يمثل خط الرابطة إلكترونين.

لذلك تحتوي ثلاث روابط أحادية على:

\[ 3 \times 2 = 6 \text{ إلكترونات} \]

وليس ثلاثة إلكترونات.

الخطأ 2: إعطاء الهيدروجين ثمانية إلكترونات

يحتاج الهيدروجين إلى إلكترونين فقط في غلافه الأول.

إذا وجدت نفسك ترسم روابط متعددة أو أزواجًا حرة حول الهيدروجين، فهناك خطأ ما.

الخطأ 3: نسيان تعديل عدد الإلكترونات بسبب الشحنة الأيونية

بالنسبة إلى \(\ce{NH4+}\)، احسب إلكترونًا واحدًا أقل مما كانت ستوفره الذرات المتعادلة.

أما بالنسبة إلى نوع يحمل شحنة سالبة، فأضف إلكترونات.

الخطأ 4: إكمال الذرات الخارجية مع نسيان الذرة المركزية

هذا بالضبط ما يحدث في المحاولة الأولى لرسم \(\ce{CO2}\). فقد تكتمل قاعدة الثمانية لذرات الأكسجين بينما يظل الكربون ناقصًا.

تحقّق دائمًا من كل ذرة.

الخطأ 5: إضافة إلكترونات أو إزالتها حتى يبدو المخطط «صحيحًا»

العدد الكلي لإلكترونات التكافؤ ثابت.

لا يمكنك اختراع نقاط إضافية لمنح كل ذرة ثمانية إلكترونات. إذا لم ينجح العدد، فأعد النظر في ترتيب الروابط.

الخطأ 6: افتراض أن قاعدة الثمانية ليس لها استثناءات

تعمل قاعدة الثمانية بشكل ممتاز في كثير من التراكيب البسيطة، لكنها ليست قاعدة مطلقة.

فعلى سبيل المثال، يمكن للبورون تكوين مركبات مستقرة يكون حوله فيها أقل من ثمانية إلكترونات. كما يمكن لعناصر الدورة الثالثة وما بعدها أن تظهر في تراكيب تحتوي على أكثر من ثمانية إلكترونات حول الذرة المركزية.

لذلك استخدم قاعدة الثمانية كنموذج قوي، ثم تحقّق مما إذا كان النوع الكيميائي الذي تدرسه من الاستثناءات المعروفة.

11طريقة سريعة للتحقّق

قبل قبول أي تركيب لويس، تحقّق من أربعة أمور:

1. مجموع الإلكترونات: هل يحتوي المخطط بالضبط على العدد المحسوب من إلكترونات التكافؤ؟
2. الهيدروجين: هل لدى كل ذرة H رابطة واحدة، وبالتالي يتاح لها إلكترونان؟
3. الذرات الخارجية: هل تمتلك ذرات المجموعات الرئيسية المعتادة ثمانية إلكترونات كاملة حيث يُتوقع ذلك؟
4. الذرة المركزية: هل لديها أيضًا ترتيب إلكتروني مناسب، أم تحتاج إلى روابط متعددة؟

تكون هذه الطريقة عادة أسرع من محاولة حفظ مخطط نهائي لكل جزيء.

12أسئلة وحلول

السؤال 1

ارسم مخطط لويس بالنقاط لذرة فلور متعادلة. اذكر عدد إلكترونات التكافؤ لديها وعدد الإلكترونات غير المزدوجة منها.

الحل 1

تحتوي ذرة الفلور على سبعة إلكترونات تكافؤ، منها إلكترون واحد غير مزدوج.

يقع الفلور في المجموعة 17، ولذلك لديه سبعة إلكترونات في غلافه الخارجي. ضع إلكترونًا واحدًا على كل جانب من F قبل تكوين أزواج من الإلكترونات المتبقية.

أحد المخططات المقبولة هو:

   ••
•• F ••
   •

يوجد ثلاثة أزواج وإلكترون منفرد واحد:

\[ 3(2) + 1 = 7 \text{ إلكترونات تكافؤ} \]

يتوافق الإلكترون غير المزدوج الواحد مع حقيقة أن الفلور يكوّن عادة رابطة تساهمية واحدة. والخطأ الشائع هو الخلط بين «سبعة إلكترونات تكافؤ» و«سبع روابط». نقاط لويس تمثل الإلكترونات، لا الروابط.

السؤال 2

أنشئ مخطط لويس لأيون الفلوريد، \(\mathrm{F}^{-}\)، واشرح لماذا يحتوي على عدد من النقاط يختلف عن ذرة الفلور المتعادلة.

الحل 2

يحتوي أيون الفلوريد على ثمانية إلكترونات تكافؤ موضحة حول F، ويكون محاطًا بأقواس مع شحنة \(1-\).

يحتوي الفلور المتعادل على سبعة إلكترونات تكافؤ. وتخبرنا الشحنة السالبة بأنه اكتسب إلكترونًا إضافيًا واحدًا:

\[ 7 + 1 = 8 \text{ إلكترونات} \]

مخطط لويس الخاص به هو:

    ••
[•• F ••]⁻
    ••

وبذلك يمتلك الفلور أربعة أزواج إلكترونية وغلاف تكافؤ مكتمل بثمانية إلكترونات.

الخطأ المغري هو رسم سبع نقاط ثم إضافة إشارة السالب فقط. فهذا يتجاهل المعنى الفيزيائي للشحنة السالبة: يحتوي الأيون على إلكترون واحد أكثر من الذرة المتعادلة.

السؤال 3

أنشئ تركيب لويس لـ \(\ce{NH3}\). اذكر عدد أزواج الترابط والأزواج الحرة حول ذرة النيتروجين.

الحل 3

يحتوي تركيب لويس لـ \(\ce{NH3}\) على ثلاثة أزواج ترابط N-H وزوج حر واحد على النيتروجين.

يساهم النيتروجين بخمسة إلكترونات تكافؤ، وتساهم ذرات الهيدروجين الثلاث بإلكترون واحد لكل منها:

\[ 5 + 3(1) = 8 \text{ إلكترونات تكافؤ} \]

ضع النيتروجين في المركز وأنشئ ثلاث روابط أحادية N-H. تستخدم هذه الروابط:

\[ 3(2) = 6 \text{ إلكترونات} \]

يتبقى إلكترونان:

\[ 8 - 6 = 2 \]

ويكوّنان زوجًا حرًا واحدًا على النيتروجين:

   ••
H-N-H
   |
   H

يتاح لكل ذرة هيدروجين إلكترونان من خلال رابطة واحدة. ولدى النيتروجين ستة إلكترونات في روابطه الثلاثة، إضافة إلى إلكترونين في الزوج الحر، مما يعطي ثمانية إلكترونات حول النيتروجين.

الزوج الحر مهم. فحذفه سيعني احتساب ستة فقط من إلكترونات التكافؤ الثمانية للجزيء.

السؤال 4

يقترح طالب تركيب لويس الآتي لـ \(\ce{CH2O}\):

H
|
H-C-O

ثم يضع ثلاثة أزواج حرة على الأكسجين.

حدّد ما إذا كان التركيب صحيحًا. وإذا لم يكن كذلك، فأنشئ تركيب لويس أفضل واشرح الخطأ.

الحل 4

التركيب المقترح غير صحيح بوصفه تركيب لويس كاملًا. فذرة الكربون لا تمتلك ثمانية إلكترونات كاملة، ولذلك تلزم رابطة مزدوجة C=O.

ابدأ بحساب إلكترونات التكافؤ:

• تساهم C بـ 4
• تساهم ذرتا H بـ \(2(1)=2\)
• تساهم O بـ 6

إذن:

\[ 4 + 2 + 6 = 12 \text{ إلكترون تكافؤ} \]

تستخدم الروابط الأحادية الثلاث المقترحة:

\[ 3(2) = 6 \text{ إلكترونات} \]

وتستخدم الأزواج الحرة الثلاثة على الأكسجين ستة إلكترونات أخرى، ولذلك تكون الإلكترونات الاثنا عشر كلها قد استُخدمت.

لكن الكربون لا يملك حوله إلا ثلاث روابط، مما يمنحه إمكانية الوصول إلى ستة إلكترونات بدلًا من ثمانية.

لذلك يجب أن يتحول زوج حر واحد من الأكسجين إلى زوج ترابطي ثانٍ بين C وO:

H
 \
  C=O
 /
H
  ••
  ••

وبصورة مكافئة، مع ترتيب الذرات بشكل مختلف:

  H
  |
H-C=O
    ••
    ••

يحتوي التركيب النهائي على رابطتين أحاديتين C-H، ورابطة مزدوجة واحدة C=O، وزوجين حرين على الأكسجين.

يكمن الخطأ في افتراض أن صحة العدد الكلي للإلكترونات تضمن تلقائيًا صحة التركيب. يجب أيضًا التحقق من ترتيب الإلكترونات حول كل ذرة.

السؤال 5

يقول طالب: «لا بد أن يكون لأيون الأمونيوم، \(\ce{NH4+}\)، زوج حر على النيتروجين لأن ذرة النيتروجين المتعادلة تبدأ بخمسة إلكترونات تكافؤ.»

استخدم حساب الإلكترونات لاختبار هذا الادعاء.

الحل 5

الادعاء غير صحيح: لا يوجد زوج حر على النيتروجين في تركيب لويس المعتاد لـ \(\ce{NH4+}\).

ابدأ بحساب الإلكترونات التي توفرها الذرات المتعادلة:

\[ 5 + 4(1) = 9 \]

تعني الشحنة \(+1\) أن الأيون يحتوي على إلكترون واحد أقل:

\[ 9 - 1 = 8 \text{ إلكترونات تكافؤ} \]

تحتاج أربع روابط أحادية N-H إلى ثمانية إلكترونات بالضبط:

\[ 4(2) = 8 \text{ إلكترونات} \]

لذلك يكون التركيب:

    H
    |
[H-N-H]⁺
    |
    H

إلكترونات التكافؤ الثمانية المتاحة كلها موجودة بالفعل في الروابط الأربع. ولا يبقى أي منها لتكوين زوج حر.

ولا يزال لدى النيتروجين ثمانية إلكترونات حوله، لأن الروابط الأربع تضع حوله ثمانية إلكترونات ترابطية.

ينشأ هذا الفهم الخاطئ من محاولة تتبّع إلكترونات النيتروجين الخمسة الأصلية واحدًا واحدًا بعد حدوث الترابط. من الأفضل التعامل مع تراكيب لويس من خلال حساب المجموع الكلي لإلكترونات التكافؤ للنوع الكيميائي كاملًا.

السؤال 6

يحتوي جزيء افتراضي \(\ce{OF2}\) على ذرة أكسجين مرتبطة بذرتي فلور.

يجادل طالب بأن الأكسجين ينبغي أن يكوّن رابطتين مزدوجتين مع ذرتي الفلور لأن «الروابط المزدوجة تمنح الذرة المركزية قاعدة ثمانية أقوى».

أنشئ تركيب لويس المناسب واشرح لماذا لا تكون الروابط المزدوجة المقترحة ضرورية.

الحل 6

يحتوي تركيب لويس المناسب على رابطتين أحاديتين O-F، وزوجين حرين على الأكسجين، وثلاثة أزواج حرة على كل ذرة فلور. ولا تكون الروابط المزدوجة ضرورية.

احسب إلكترونات التكافؤ:

\[ 6 + 2(7) = 20 \text{ إلكترون تكافؤ} \]

تستخدم رابطتان أحاديتان O-F أربعة إلكترونات:

\[ 2(2) = 4 \]

فيتبقى:

\[ 20 - 4 = 16 \text{ إلكترونًا} \]

يتطلب إكمال قاعدة الثمانية لكلتا ذرتي الفلور ستة إلكترونات في الأزواج الحرة على كل ذرة فلور:

\[ 2(6) = 12 \text{ إلكترونًا} \]

يتبقى أربعة إلكترونات، فتكوّن زوجين حرين على الأكسجين.

يمكن تمثيل ذلك بمخطط مختصر:

  ••       ••
••F-O-F••
  •• ••    ••
     ••

والأهم هو عدّ الإلكترونات حول الأكسجين. فهو يمتلك أربعة إلكترونات من رابطتيه وأربعة من زوجيه الحرين:

\[ 4 + 4 = 8 \]

إذن يمتلك الأكسجين بالفعل ثمانية إلكترونات.

لذلك لا تلزم روابط مزدوجة لإكمال غلاف تكافؤ الأكسجين. وخطأ الطالب هو التعامل مع الرابطة المزدوجة على أنها «أفضل» تلقائيًا من الرابطة الأحادية. فتراكيب لويس ليست مسابقة لتعظيم رتبة الرابطة. يجب أن يتوافق ترتيب الترابط مع عدد الإلكترونات المتاحة وأن يعطي توزيعًا معقولًا للإلكترونات.

والفلور، على وجه الخصوص، يكوّن عادة رابطة واحدة في تراكيب لويس البسيطة لأن إلكترونات تكافؤه السبعة تجعله بحاجة إلى إلكترون واحد فقط لإكمال الثمانية.

13ما الذي تتيح لك مخططات لويس استنتاجه بعد ذلك

تركيب لويس أكثر من مجرد صورة نهائية للإلكترونات. فبمجرد معرفة عدد مناطق الترابط والأزواج الحرة حول الذرة المركزية، يمكنك البدء في التنبؤ بالشكل الجزيئي ثلاثي الأبعاد.

فعلى سبيل المثال، يحتوي \(\ce{CO2}\) على منطقتي ترابط حول الكربون ولا توجد عليه أزواج حرة، بينما يحتوي \(\ce{H2O}\) على منطقتي ترابط وزوجين حرين حول الأكسجين. ولذلك تتضمن تراكيب لويس الخاصة بهما المعلومات اللازمة لتفسير سبب كون ثاني أكسيد الكربون خطيًا بينما يكون الماء منحنيًا.

وتتمثل الخطوة التالية في استخدام تنافر أزواج الإلكترونات والهندسة الجزيئية لتحويل مخطط لويس المسطح إلى نموذج للشكل الفعلي للجزيء.